QUÍMICA

NOMENCLATURA QUÍMICA

 base o álcali (del árabe: Al-Qaly القلي ,القالي, 'ceniza') es una sustancia que presenta propiedades alcalinas. En primera aproximación (según Arrhenius) es cualquier sustancia que en disolución acuosa aporta iones ${\displaystyle {{\ce {OH-}}}}$ al medio.¹​ Un ejemplo claro es el hidróxido de potasio, de fórmula KOH: ${\displaystyle KOH_{(aq)}\longrightarrow {K^{+}}_{(aq)}+{OH^{-}}_{(aq)}}$

Los conceptos de base y ácido son contraopuestos. Para medir la basicidad (o alcalinidad) de un medio acuoso se utiliza el concepto de pOH, que se complementa con el de pH, de forma tal que ${\displaystyle pH+pOH=pK_{w}}$, (${\displaystyle K_{w}}$en CNPT es igual a ${\displaystyle 10^{-14}}$. Por este motivo, está generalizado el uso de pH tanto para ácidos como para bases.

Distintas definiciones de base[editar]

Artículo principal: Reacción ácido-base

La definición inicial corresponde a la formulada en 1887 por Svante August Arrhenius.³​

La teoría ácido-base de Brønsted-Lowry, formulada por Brønsted y Lowry en 1923, dice que una base es aquella sustancia capaz de aceptar un protón (H⁺).⁴​ Esta definición engloba la anterior: en el ejemplo anterior, el KOH al disociarse en disolución da iones OH⁻, que son los que actúan como base al poder aceptar un protón. Esta teoría también se puede aplicar en disolventes no acuosos.⁴​

Lewis en 1923 amplió aún más la definición de ácidos y bases, aunque esta teoría no tendría repercusión hasta años más tarde. Según la teoría de Lewis una base es aquella sustancia que puede donar un par de electrones.⁵​ El ion OH⁻, al igual que otros iones o moléculas como el NH₃, H₂O, etc., tienen un par de electrones no enlazantes, por lo que son bases. Todas las bases según la teoría de Arrhenius o la de Brønsted y Lowry son a su vez bases de Lewis.

• Ejemplos de bases de Arrhenius: ${\displaystyle {{\ce {NaOH}}}}$, ${\displaystyle {{\ce {KOH}}}}$, ${\displaystyle {{\ce {Al(OH)3}}}}$
• Ejemplos de bases de Brønsted y Lowry: ${\displaystyle {\ce {NH3}}}$, ${\displaystyle {\ce {S2-}}}$, ${\displaystyle {\ce {HS-}}}$.

Propiedades de las bases[editar]

Finalmente, según Boyle, bases son aquellas sustancias que presentan las siguientes propiedades:

• Poseen un sabor amargo característico.
• Sus disoluciones conducen la corriente eléctrica.
• Cambian el papel tornasol rojo en azul.
• La mayoría son irritantes para la piel (cáusticos) ya que disuelven la grasa cutánea. Son destructivos en distintos grados para los tejidos humanos. Los polvos, nieblas y vapores provocan irritación respiratoria, de piel, ojos, y lesiones del tabique de la nariz.
• Tienen un tacto jabonoso.
• Son solubles en agua (sobre todo los hidróxidos)...
• Reaccionan con ácidos formando sal y agua.⁶​

Fuerza de una base[editar]

Una base fuerte es la que se disocia completamente en el agua, ⁷​es decir, aporta el máximo número de iones ${\displaystyle {{\ce {OH-}}}}$. El hidróxido potásico es un ejemplo de una base fuerte.

Una base débil también aporta iones ${\displaystyle {{\ce {OH-}}}}$ al medio, pero está en equilibrio el número de moléculas disociadas con las que no lo están.

${\displaystyle {\rm {Al(OH)_{3}\rightleftharpoons 3OH^{-}+Al^{3+}}}}$

En este caso, el hidróxido de aluminio está en equilibrio (descomponiéndose y formándose) con los iones que genera.

Formación de una base[editar]

Una base se forma cuando un óxido metálico reacciona con agua (hidrólisis):⁸​

${\displaystyle {\rm {MgO+H_{2}O\rightarrow Mg(OH)_{2}\,}}}$

igual es:

${\displaystyle {\rm {Al_{2}O_{3}+3H_{2}O\rightarrow 2Al(OH)_{3}\,}}}$

Nomenclatura de bases[editar]

Para crear una base usando diversas nomenclaturas para ellas tomadas a partir de los nombres de los elementos y juntándolos con un ion hidroxilo (OH), tomando el número de valencia del elemento y combinarlos (cambiándolos de posición) como se muestra en la tabla:

Fórmula	Tradicional	Stock	IUPAC
Cu(OH)	Hidróxido cuproso	Hidróxido de cobre (I)	Hidróxido de cobre
Cu(OH)2	Hidróxido cúprico	Hidróxido de cobre (II)	Dihidróxido de cobre

Cuando un elemento tiene más de dos valencias no se le pone nomenclatura tradicional. Al usar la menor valencia, el elemento termina en oso y cuando se usa la mayor termina en ico.⁹​,¹⁰​ En la nomenclatura IUPACse le va a dar una conformación de prefijos al elemento según su valencia usada (Mono, Di, Tri, Tetra, Penta, Hexa, etc) junto con la terminación -hidroxi u -oxidrilo que es el ion OH con carga −1 (${\displaystyle {{\ce {OH-}}}}$).¹¹​

Ejemplos de bases[editar]

El jabón es una base.

Algunos ejemplos de bases son:

• Soda cáustica o sosa cáustica (NaOH)
• Leche de magnesia (Mg(OH)₂)
• El cloro de piscina (NaClO)
• Antiácidos en general
• Productos de limpieza
• Amoníaco (NH₃)
• Jabón y detergente
• Bicarbonato de sodio (NaHCO₃)

Bases Químicas

Una base química es toda aquella sustancia que al disolverse libera iones hidroxilo (OH–). A las bases químicas también se las conoce como álcalis, porque al disociarse y liberar los grupos hidroxilos, el pH de las soluciones aumenta, es decir, la solución se alcaliniza. Esto es contrario a lo que sucede cuando se disuelve un ácido, pues en ese caso el pH disminuye y la solución se acidifica.

Las bases tienen un sabor amargo característico. Tras su disolución, las soluciones resultantes conducen la corriente eléctrica (por la presencia de iones) y suelen ser cáusticas e irritantes para la piel y demás tejidos humanos y animales.

Las bases neutralizan a los ácidos, a menudo formando sales. Las soluciones alcalinas tienden a percibirse como resbaladizas o jabonosas; esto sucede porque producen inmediatamente la saponificación de las grasas presentes en la superficie de la piel.

La solubilidad de los hidróxidos depende del metal: los del grupo (I) son los más solubles en agua, en cambio, los hidróxidos de los elementos con grado de oxidación (II) son menos solubles y los de grado de oxidación (III) o (IV) son casi insolubles. Las aminas y las bases de los ácidos nucleicos son  las bases más difundidas entre las orgánicas.

Usos de las bases

El hidróxido de sodio es muy utilizado en la industria: es la llamada soda cáustica. En la fabricación del jabón se emplean grasas animales o vegetales, que se hierven con hidróxido de sodio, de esa manera se forma estearato sódico.

También se usa el hidróxido de sodio en la fabricación de limpiadores de hornos, en la fabricación de la pulpa de papel y de algunos limpiadores domésticos. Otra base muy usada es el hidróxido de calcio, que es la calapagada que se usa en la construcción.

Ejemplos de bases químicas

hidróxido de sodio (soda cáustica)	Anilina
base de Schiff	Guanina
hidróxido de calcio (cal)	Pirimidina
hidróxido de potasio	Citosina
hidróxido de bario	Adenina
hidróxido de magnesio (leche de magnesia)	hidróxido de zinc
Amoníaco	hidróxido de cobre
Jabón	hidróxido de hierro
Detergente	hidróxido de titanio
Quinina	hidróxido de aluminio (antiácido)

Fuente: https://www.ejemplos.co/20-ejemplos-de-bases-quimicas/#ixzz5bHhcfPxD

FUNCIONES QUÍMICAS ORGÁNICAS

También conocidos como  GRUPOS FUNCIONALES ORGÁNICOS son átomos o grupos de átomos que presentan propiedades comunes a todos los compuestos que la integran. El resto de la molécula, diferente al grupo funcional, se llama radical, representado con R, R', R''.  En otras palabras un grupo funcional es un átomo o grupo de átomos que le confieren características físicas y químicas a un compuesto que lo diferencia de los otros. Normalmente la parte activa del compuesto es el grupo funcional, el cual permite distinguir cualidades comunes a ellos, mientras que los radicales son la parte inactiva de la sustancia. FUNCIONES ORGÁNICAS EN ORDEN DE PRIORIDAD    NOMBRE      GRUPO      prefijos    sufijos 1 Ácido carboxilico   Ácido ...............oico  2  Anhídrido   anhidrido........oico 3 Haluro de ácido   Haluro de ........oico  4   Éster           ......oato de alquilo 5 Amida   .....amida  6  Nitrilo    ....nitrilo 7 Aldehído    .....al 8 Cetona    ....... ona 9   Alcohol   .....ol 10  Mercaptano   .....tiol 11  Amina    ....amina 12  Éter     ....éter (oxi) 13 Alquinos   ....ino 14 Alquenos   ....eno 15 Alcanos   .....ano  óxido es un compuesto químico, formado por al menos un átomo de oxígeno y un átomo de algún otro elemento.1​ El átomo de oxígeno normalmente presenta un estado de oxidación (-2).2​ Existe una gran variedad de óxidos, los cuales se presentan en los 3 principales estados de agregación de la materia: sólido, líquido y gaseoso, a temperatura ambiente. Casi todos los elementos forman combinaciones estables con el oxígeno y muchos en varios estados de oxidación. Debido a esta gran variedad las propiedades son muy diversas y las características del enlace varían desde el típico sólido iónico hasta los enlaces covalentes. Por ejemplo los óxidos el óxido nítrico (NO) o el dióxido de nitrógeno (NO2). Los óxidos son muy comunes y variados en la corteza terrestre. Los óxidos no metálicos también son llamados anhídridos, 3​porque son compuestos que han perdido una molécula de agua dentro de sus moléculas. Los metales pueden mezclarse con el oxígeno (O). Por ejemplo, al hidratar anhídrido carbónico en determinadas condiciones puede obtenerse ácido carbónico: CO2 + H2O → H2CO3 En general, los ácidos se pueden sintetizar directamente mediante procesos de oxidación; por ejemplo, óxidos básicos con elementos metálicos (alcalinos, alcalinotérreos o metales de transición) como el magnesio: 2Mg + O2 → 2 MgO; O bien óxidos ácidos con elementos no metálicos, como el fósforo: P4 + 5O2 → 2 P2O5 Nombres de los óxidos[editar] Los óxidos se pueden nombrar según el número de átomos de oxígeno en el óxido, (nomenclatura sistemática), en caso de ser óxidos ácidos. Los óxidos que contienen solamente un oxígeno se llaman óxido o monóxido; los que contienen dos átomos de oxígeno, dióxido; tres, trióxido; cuatro, tetraóxido; y así sucesivamente siguiendo los prefijos numéricos griegos.4​ También se pueden nombrar usando otras nomenclaturas Nomenclatura Stock-Werner: donde se indica el número de oxidación del elemento oxidado, con números romanos. (Se utiliza tanto para los óxidos básicos como para los óxidos ácidos) N2O = Óxido de nitrógeno (I) Nomenclatura tradicional (se utiliza para óxidos básicos, no los óxidos ácidos) SO2 = Anhídrido sulfuroso Hay otros dos tipos de óxido: peróxido 5​y superóxido. Ambos cuentan como óxidos pero tienen diversos estados de oxidación y reaccionan en diversas maneras con respecto a otros óxidos. También es posible hablar de protóxido, que es una forma de llamar a los óxidos comunes (O trabajando con -2) cuando el elemento oxidado trabaja con su mínimo estado de oxidación. Ejemplos: H2O2= Peróxido de hidrógeno. Tipos de óxidos[editar] Según la estequiometria del compuesto: Óxidos binarios, formados por oxígeno y otro elemento. Óxidos mixtos, formados por dos elementos distintos y oxígeno como son las espinelas. Atendiendo al comportamiento químico hay tres tipos de óxidos: óxidos básicos, ácidos y óxidos anfóteros, aunque estos últimos no muy comunes en la naturaleza. Los óxidos básicos se forman con un metal más oxígeno,6​ los óxidos de elementos menos electronegativostienden a ser básicos. Se les llamaba también antiguamente anhídridos básicos; ya que al agregar agua, pueden formar hidróxidos básicos. Por ejemplo: Na2O+H2O→2Na(OH) Los óxidos ácidos son los formados con un no metal + oxígeno, 7​los óxidos de elementos más electronegativos tienden a ser ácidos. Se les llamaban antiguamente también anhídridos ácidos (nomenclatura en desuso); ya que al agregar agua, forman oxácidos. Por ejemplo: CO2+H2O→H2CO3 Los óxidos anfóteros se forman cuando participa en el compuesto un elemento anfótero. Los anfóteros son óxidos que pueden actuar como ácido o base según con quien reaccionen.8​ Su electronegatividad tiende a ser neutra y estable, tienen puntos de fusión bajos y diversos usos. Un ejemplo es óxido de aluminio. Algunos óxidos no demuestran comportamiento como ácido o base. Los óxidos de los elementos químicos en su estado de oxidación más alto son predecibles y la fórmula químicase puede derivar del número de electrones de valencia para ese elemento. Incluso la fórmula química del ozonoes predecible como elemento del grupo 16. Una excepción es el cobre para el que el óxido del estado de oxidación más alto es el Óxido de cobre (II) y no el Óxido de cobre (I). Otra excepción es el fluoruro que no existe, como esperado, como F2O7 sino como OF2 con la menor prioridad dada elemento electronegativo.9​ El pentaóxido de fósforo, la tercera excepción, no es representado correctamente por la fórmula química P2O5sino por P4O10 ya que la molécula es un dímero. sal es un compuesto químico formado por cationes (iones con carga positiva) enlazados a aniones (iones con carga negativa) mediante un enlace iónico. Son el producto típico de una reacción química entre una base y un ácido, 1​donde la base proporciona el catión, y el ácido el anión. La combinación química entre un ácido y un hidróxido (base) o un óxido y un hidronio (ácido) origina una sal más agua, lo que se denomina neutralización. Un ejemplo es la sal de mesa, denominada en el lenguaje coloquial sal común, sal marina o simplemente sal. Es la sal específica cloruro de sodio. Su fórmula molecular es NaCl y es el producto de la base hidróxido sódico (NaOH) y ácido clorhídrico, HCl. En general, las sales son compuestos iónicos que forman cristales. Son generalmente solubles en agua, donde se separan los dos iones. Las sales típicas tienen un punto de fusión alto, baja dureza, y baja compresibilidad. Fundidas o disueltas en agua, conducen la electricidad. Formación[editar] Las sales están formadas por una reacción química entre: Una base y un ácido, por ejemplo, NH3 + HCl → NH4Cl Un metal y un ácido, por ejemplo, Mg + H2SO4 → MgSO4 + H2 Un metal y un no metal, por ejemplo, Ca + Cl2 → CaCl2 Una base y un anhídrido de ácido, por ejemplo, 2 NaOH + Cl2O → 2 NaClO + H2O Un ácido y una base anhídrido, por ejemplo, 2 HNO3 + Na2O → 2 NaNO3 + H2O Las sales también pueden formarse si se mezclan soluciones de diferentes sales, sus iones se recombinan, y la nueva sal es insoluble y precipita (ver: equilibrio de solubilidad), por ejemplo:         Pb (NO3) 2 + Na2SO4 → PbSO4 ↓ + 2 NaNO3 Nomenclatura[editar] Según la nomenclatura tradicional, las sales se denominan con el nombre del anión, con cierto prefijo y sufijo, seguido de la preposición de y el nombre del catión. Hay que distinguir entre distintos casos: En las sales de hidrácidos, se sustituye la terminación -hídrico del hidrácido del que proviene el anión para la terminación -uro. Por ejemplo, NaCl es el cloruro de sodio; el anión Cl- proviene del hidrácido HCl (ácido clorhídrico). En las sales de oxoácidos, se sustituye la terminación -oso o-ico del oxoácido del cual proviene el anión por la correspondiente - ito o -ato. Por ejemplo, el Ca3(PO4)2 es el fosfato de calcio; el anión PO43- proviene del H3PO4 (ácido fosfórico).H+OH- Las sales ácidas (sales que provienen de ácidos polipróticos y que contienen átomos de hidrógeno sustituibles) se denominan indicando el número de hidrógenos no sustituidos que quedan en la molécula, usando el prefijo correspondiente. Por ejemplo, el NaHS es la hidrogenosulfuro de sodio; el anión HS-proviene del ácido sulfhídrico. Las sales básicas (sales que contienen iones hidroxilo, OH-) se nombran indicando el número de hidroxilos seguido del anión central y finalmente el catión. Por ejemplo, el MgCl (OH) es el hidroxicloruro de magnesio. Las sales hidratadas (que contienen agua de cristalización) se denominan indicando la sal correspondiente y seguidamente el número de moléculas de agua de hidratación. Propiedades[editar] Propiedades físicas[editar] La dependencia de la solubilidad de algunas sales respecto a la temperatura. En general, las sales son materiales cristalinos con estructura iónica. Por ejemplo, los cristales de haluros de los metales alcalinos y alcalinotérreos (NaCl, CsCl, CaF2) formados por aniones, situados al principio del empaquetamiento esférico más denso, y cationes que ocupan huecos dentro del paquete. Cristales de sal iónicos pueden ser también formados a partir de residuos de ácido combinados en un sinfín de estructuras dimensionales aniónicos y fragmentos de éstos con cationes en las cavidades (como los silicatos). Esta estructura se refleja apropiadamente en sus propiedades físicas: tienen altos puntos de fusión y en estado sólido son dieléctricos.2​ De particular interés son los líquidos iónicos, con puntos de fusión por debajo de 100 °C. Durante la fusión anormal de líquidos iónicos prácticamente no hay presión de vapor, pero si una alta viscosidad. Las propiedades especiales de estas sales se explican por la baja simetría del catión, la interacción débil entre los iones y una buena distribución de la carga del catión.3​ Color[editar] Dicromato de potasio, una sal naranja brillante que se usa como pigmento. Dióxido de manganeso, una sal negra opaca. Las sales pueden tener la apariencia de ser claras y transparentes (como el cloruro de sodio), opacas e incluso metálicas y brillantes (como la pirita o sulfuro de hierro). En muchos casos la opacidad o transparencia aparentes están relacionadas con la diferencia de tamaño de los monocristales individuales; como la luz se refleja en las fronteras de grano, los cristales grandes tienden a ser transparentes, mientras que los agregados policristalinos tienen la apariencia de polvo blanco. Las sales pueden tener muchos colores diferentes. Algunos ejemplos son: Amarillo (cromato de sodio) Naranja (cromato de potasio) Rojo (ferricianuro de potasio) Malva (cloruro de cobalto (II)) Azul (sulfato de cobre (II), azul de Prusia) Lila (permanganato de potasio) Verde (cloruro de níquel (II)) Blanco (cloruro de sodio) Negro (óxido de manganeso (IV)) Sin color (sulfato de magnesio) La mayoría de minerales y pigmentos inorgánicos, así como muchos tintes orgánicos sintéticos, son sales. El color de la sal específica es debido a la presencia de electrones desparejados en el orbital atómico de los elementos de transición. Gusto[editar] Las diferentes sales pueden provocar todos los cinco diferentes sabores básicos como, por ejemplo, el salado (cloruro de sodio), el dulce (acetato de plomo (II), que provoca saturnismo si se ingiere), el agrio (bitartrato de potasio), el amargo (sulfato de magnesio) y el umami (glutamato monosódico) . Olor[editar] Las sales de ácidos fuertes y bases fuertes (sales fuertes), no suele ser volátiles y no tienen olor, mientras que las sales tanto de bases débiles como de ácidos débiles (sal débil), pueden tener olor en forma de ácido conjugado (por ejemplo, acetatos como el ácido acético o vinagre, y cianuros como el cianuro de hidrógeno en las almendras) o en forma de base conjugada (por ejemplo, sales de amonio como el amoniaco) de los iones componentes. Esta descomposición parcial y lenta es usualmente acelerada en presencia de agua, ya que la hidrólisis es la otra mitad de la ecuación de la reacción reversible de formación de las sales débiles. Propiedades químicas[editar] Las propiedades químicas vienen determinadas por las propiedades de los cationes y aniones o una parte de ellos. Las sales reaccionan con los ácidos y las bases, obteniéndose el producto de reacción y un gas precipitado o una sustancia tal como agua ${\displaystyle {\mathsf {BaCl_{2}+H_{2}SO_{4}\longrightarrow BaSO_{4}\downarrow +2HCl}}}$ ${\displaystyle {\mathsf {NaHCO_{3}+HCl\longrightarrow NaCl+H_{2}O+CO_{2}\uparrow }}}$ ${\displaystyle {\mathsf {Na_{2}SiO_{3}+2HCl\longrightarrow 2NaCl+H_{2}SiO_{3}\downarrow }}}$ Las sales reaccionan con los metales cuando éste se libera de la sal de metal en una serie electroquímica de reactividad: ${\displaystyle {\mathsf {Cu+HgCl_{2}\longrightarrow CuCl_{2}+Hg}}}$ Las sales reaccionan entre sí y el producto resultante de la reacción (producen gas, y precipitan sedimentos o agua); estas reacciones pueden tener lugar con el cambio en los estados de oxidación de los átomos reactivos: ${\displaystyle {\mathsf {CaCl_{2}+Na_{2}CO_{3}\longrightarrow CaCO_{3}\downarrow +2NaCl}}}$ ${\displaystyle {\mathsf {AgNO_{3}+NaCl\longrightarrow AgCl\downarrow +NaNO_{3}}}}$ ${\displaystyle {\mathsf {K_{2}Cr_{2}O_{7}+3Na_{2}SO_{3}+4H_{2}SO_{4}\longrightarrow Cr_{2}(SO_{4})_{3}+3Na_{2}SO_{4}+K_{2}SO_{4}+4H_{2}O}}}$ Algunas sales se descomponen cuando se calientan: ${\displaystyle {\mathsf {CuCO_{3}\longrightarrow CuO+CO_{2}\uparrow }}}$ ${\displaystyle {\mathsf {Ca(NO_{3})_{2}\longrightarrow Ca(NO_{2})_{2}+O_{2}\uparrow }}}$ ${\displaystyle {\mathsf {NH_{4}NO_{3}\longrightarrow N_{2}O\uparrow +2H_{2}O}}}$ ${\displaystyle {\mathsf {NH_{4}NO_{2}\longrightarrow N_{2}\uparrow +2H_{2}O}}}$ Clasificaciones[editar] Las sales se pueden clasificar en los siguientes grupos:4​ Sal haloidea, hidrácida o binaria neutra: son compuestos binarios formados por un metal y un no-metal, sin ningún otro elemento. El anión siempre va a tener la terminación -uro. Ejemplos: cloruro de sodio, NaCl; cloruro de hierro (III), FeCl3; sulfuro de hierro (II), FeS. Sal de oxácido: procede de sustituir los hidrógenos de un oxácido por cationes metálicos. Sal oxácida, oxiácida o ternaria neutra: se sustituyen todos los hidrógenos. Ejemplo: hipoclorito de sodio, NaClO. Sal ácida: se sustituyen parte de los hidrógenos. Ejemplo: hidrogenocarbonato de sodio o bicarbonato de sodio, NaHCO3. Sal básica o hidroxisal: contienen iones hidróxido (OH-), además de otros aniones. Se pueden clasificar como sales o hidróxidos. Ejemplo: hidroxicarbonato de hierro (III), Fe(OH)CO3. Sal doble: se sustituyen los hidrógenos por dos o más cationes. Ejemplo: carbonato doble de potasio y litio, KLiCO3. Hidroxosal: sal formada a partir de un hidróxido anfótero, que reacciona como un ácido una base débil ante una base o un ácido fuerte. Al(OH)3 + 3 Na(OH) → Al(OH)6Na3 (hexahidroxoaluminato de sodio) Al(OH)3 + 3 HCl → AlCl3 (cloruro de aluminio) + 3 H2O Sal mixta: contiene varios aniones. Ejemplos: clorurofluoruro de calcio, CaClF; clorurofosfato de potasio, K4ClPO4, nitratosulfato de hierro (III), Fe(NO3)SO4. Oxisal: formada por la unión de un óxido y una sal. Ejemplos: oxinitrato de plomo (IV), PbO(NO3)2; oxicloruro de cobalto (III), CoOCl. Sal hidratada o hidrato: sal con moléculas de agua en su estructura cristalina. Ejemplos: óxido de plomo (III) hemihidrato (o hemihidratado), PbO·½H2O; sulfato de calcio dihidrato, CaSO4·2H2O. Como puede verse en la clasificación de arriba, tanto las sales haloideas como las sales oxácidas, son llamadas «sales neutras». Localización[editar] Las sales se encuentran o bien en forma de mineral como parte de las rocas (como la halita), o bien disueltas en el agua (por ejemplo, el agua de mar). Son un componente vital de los seres vivos, en los que las podemos encontrar de diferentes formas: Disueltas dentro de los organismos en los iones que las constituyen, los cuales pueden actuar en determinados procesos biológicos: Transmisión de los impulsos nerviosos Contracción muscular Síntesis y actividad de la clorofila Transporte del oxígeno de la hemoglobina Cofactores que ayudan a las enzimas Formando parte de estructuras sólidas insolubles que proporcionan protección o sostenimiento (huesos, conchas...) Asociadas a moléculas orgánicas: hay iones que son imprescindibles para la síntesis de algunas biomoléculas (como por ejemplo el yodo para las hormonas fabricadas en la glándula tiroides), o para determinadas funciones (por ejemplo, el ion fosfato asociado a lípidos forma los fosfolípidos de la membrana celular; fosfoproteínas como la caseína de la leche, la molécula de hemoglobina que contiene hierro ...) Soluciones salinas[editar] Una solución salina es el resultado de la reacción de un ácido fuerte con una base fuerte. Resulta altamente ionizada y, por ello, neutra. La explicación es que los contra iones de los ácidos fuertes y las bases débiles son bastante estables, y por tanto no hidrolizan al agua. Un ejemplo sería el cloruro sódico, el bromuro de litioy otras. Una solución salina de un ácido fuerte con una base débil es ácida. Esto es así porque, tras disociarse la sal al disolverse, la base débil tiene tendencia a captar OH-, hidróxidos que va a obtener hidrolizando el agua. Finalmente, tenemos un exceso de iones hidronio en disolución que le confieren acidez a la disolución. A más débil la base, más ácida será la disolución resultante. Químicamente: Una solución salina de un ácido débil con una base fuerte es básica. El mecanismo es el mismo que en caso anterior: el ácido, al ser débil, tenderá a captar un protón, que debe proceder necesariamente de la hidrólisis del agua. Un ejemplo, la disolución en agua del acetato de sodio. Comúnmente se le llama solución salina a la mezcla de sal común(NaCl) y agua, en esta mezcla la sal.